acidos bases y buffers - Alejandro Lalo

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mlvm/maov/julio de 2009
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
María De La Luz Velázquez Monroy & Miguel Ángel Ordorica Vargas
Introducción
Las propiedades ácido–básicas de los compuestos orgánicos son importantes para su función en 
los seres vivos; desde su distribución hasta su destino metabólico son determinados por el carácter 
ácido o básico además, la acidez del medio en que se encuentran, también tiene efecto sobre ellos. 
Por tal motivo, para comprender cabalmente la Bioquímica, es necesario un conocimiento sólido 
de los fundamentos del comportamiento de los ácidos y las bases.
El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor característico 
de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son substancias que provocan vire
del tornasol azul a rojo, reaccionan con los metales liberando Hidrógeno, al tacto tiene sensa-
ción acuosa, y pierden estas propiedades cuando reaccionan con bases.
Las bases también se denominan álcalis, nombre que proviene del griego alqili y que significa 
“ceniza”, porque estas eran la fuente de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades caracterís-
ticas incluyen un sabor amargo, viran el color del tornasol de rojo a azul, al tacto son resbalo-
sas o jabonosas, y reaccionan con los metales formando hidróxidos, frecuentemente insolubles.
Las propiedades de ácidos y bases se conocen desde la antigüedad, pero no fue sino hasta 1834 
cuando Michael Faraday descubrió que las soluciones de ácidos y bases son electrolitos, que fue 
posible intentar explicarlas. Existen diferentes teorías para explicar del comportamiento de ácidos 
y bases, que han evolucionado desde las específicas hasta abarcar el comportamiento en forma ge-
neral.
La primera sistematización de los conceptos de ácido y base fue 
elaborada por el sueco Svante Arrhenius, quien en 1897 definió un 
ácido como una sustancia que en solución libera iones hidrógeno 
o protones (H+)i y una base como una sustancia que en solución li-
bera iones hidroxilo (OH¯). Estas definiciones describen el com-
portamiento de los ácidos y bases minerales, pero no explican las 
propiedades básicas de algunos compuestos orgánicos. Además, 
tienen el inconveniente de que no asignan ninguna participación al 
medio, un ácido debería ser ácido en todo momento, lo cual no es 
cierto, y lo mismo sucedería con una base. Otro problema es que 
según estos conceptos, las sales de cualquier tipo deberían formar 
soluciones neutras, lo que no siempre sucede.
Tratando de remediar estas deficiencias, en 1923 Johannes Nicolaus Brönsted, en Dinamarca y 
Thomas Martin Lowry, en Inglaterra, cada uno en forma independiente y casi simultáneamente, 
propusieron explicaciones del comportamiento ácido y base, de amplia aplicación en Bioquímica, 
porque están directamente relacionados con el comportamiento de las sustancias en agua. Según 
Brönsted y Lowry, un ácido es una sustancia capaz de ceder H+. Mientras que una base es una 
sustancia capaz de aceptar H+. Este comportamiento simétrico, implica que para que una sustan-
cia pueda actuar como ácido, cediendo H+, debe existir en el medio en que se encuentra otra que 
Figura 1. Svante Arrhenius
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sea capaz de comportarse como base, aceptándolos; o sea una sustancia sólo puede actuar como 
ácido, en presencia de otra sustancia que pueda actuar como base, y viceversa. Al aplicar esta de-
finición, resulta que el responsable del comportamiento básico de los hidróxidos minerales es el 
grupo OH¯, porque es el grupo que tiene la capacidad de aceptar protones. Por último, permite 
explicar el comportamiento básico de sustancias, que no poseen grupos OH¯, como las aminas, 
que son básicas porque el Nitrógeno tienen un par de electrones no compartido que puede usar 
para aceptar un H+.
Figura 2. Izquierda, Johannes Nicolaus Brönsted. Derecha, Thomas Martin Lowry
Según estos conceptos, el agua tiene propiedades de ácido y base, porque puede ceder o aceptar 
protones, como se muestra en las reacciones siguientes:
a) Frente a un ácido, como el Cloruro de Hidrógeno (HCl) el agua actúa como base:
HCl + H2O  H3O
+ + Cl¯
b) Frente a una base, como el Amoniaco (NH3) actúa como ácido:
NH3 + H2O  NH4
+ + HO¯
c) Consigo misma actúa de ambas formas:
H2O + H2O  H3O
+ + HO¯
Las ecuaciones anteriores representan la forma más correcta de describir el comportamiento de 
ácidos y bases en agua, sin embargo, para ahorrar tiempo, y en el entendido de que así debía ser, 
es costumbre permitida, no incluir el agua en las ecuaciones y representarlas como:
a') HCl  H+ + Cl¯
b') NH3 + H
+  NH4
+
c') H2O  H
+ + HO¯
La Teoría de Brönsted y Lowry, funciona bien para solventes que como el agua, pueden intercam-
biar protones, pero no sirve cuando se trabaja en solventes orgánicos que no lo hacen, esta omi-
sión se corrige en la definición de Lewis.
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También en 1923, más o menos en la misma época que 
Brönsted y Lowry publicaron sus trabajos, el norteamericano 
Gilbert Newton Lewis comenzó a desarrollar las definiciones 
más amplias de ácido y base. Según Lewis un ácido es un áto-
mo o molécula capaz de aceptar un par de electrones. Mien-
tras que una base es un átomo o molécula con un par de elec-
trones no ocupados en enlace, que puede donar. Según estas 
definiciones, el comportamiento de los ácidos clásicos se debe 
al H+ formado en la disociación, que puede aceptar un par de 
electrones. Si tomamos como base la definición de Lewis, el 
agua tiene capacidad de actuar como base, donando uno de los 
pares de electrones no compartidos del Oxígeno, pero no tiene carácter ácido, porque no puede 
aceptar pares de electrones.
En nuestro estudio de las propiedades de ácidos y bases, usamos como referencia los conceptos de 
Brönsted y Lowry por la importancia que tiene en Bioquímica, debida a su relación con el com-
portamiento ácido-base del agua.
Ácidos y Bases Fuertes y Débiles
Al igual que otros electrolitos, los ácidos y bases también pueden ser fuertes o débiles. Un ácido 
fuerte (AH) es aquel que cede H+ con facilidad y en solución acuosa está totalmente disociado.
AH  A¯ + H+
Un ácido débil (aH) cede sus H+ con dificultad y se disocia poco en solución acuosa.
aH  a¯ + H+
Una base fuerte (B) es aquella que acepta los H+ con facilidad, y en presencia de una cantidad 
suficiente de H+ está completamente protonada.
B + H+  BH+
Una base débil (b) acepta con dificultad los H+ y sólo está protonada parcialmente.
b + H+  bH+
De lo anterior se deduce que cuando una sustancia actúa como ácido de Brönsted - Lowry, libe-
rando un H+, queda capacitada para volver a aceptarlo, comportándose como base. Lo contrario 
sucede con una base de Brönsted - Lowry que al aceptar un H+ puede liberarlo después, actuando 
como ácido. Entonces, los ácidos al disociarse producen bases; y las bases al aceptar H+ forman 
ácidos:
Ácido  Base¯ + H+
El par de substancias que se relacionan entre sí mediante la reacción anterior constituyen un par 
ácido - base conjugado de Brönsted - Lowry. Como un ácido fuerte permanece completamente 
Figura 3. Gilbert Newton Lewis
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disociado en solución, su base conjugada no acepta H+ con facilidad o sea, es débil, como sucede 
con el ácido clorhídrico, cuya base, el ión cloruro, es débil.
HCl  Cl̄ + H+
ácido fuerte base débil
Por el contrario, si el ácido es débil, como el ácido acético, permanecerá poco disociado en solu-
ción porque su base conjugada, el acetato, acepta H+ con facilidad, ya que es fuerte.
CH3COOH  CH3COO¯ + H
+
ácido débil base fuerte
En todo para ácido - base conjugado, uno de los miembros es fuerte y el otro débil.
Grado de Disociación
El grado de disociación de un ácido o una base es modificado por la acidez de la solución en que 
se encuentra. Una sustancia puede actuar como ácido cuando la acidez del medio es baja y com-portarse como base cuando esta aumenta; por ejemplo, el bicarbonato (HCO3¯) es una base en el 
rango de acidez fisiológico, porque tiene la capacidad de aceptar protones:
HCO3¯ + H
+  H2CO3
pero cuando la acidez disminuye, se comporta como ácido y dona protones:
HCO3¯  H
+ + CO3
=
pH
La acidez o alcalinidad de una solución están determinadas por la con-
centración de H+. En la mayor parte de las sustancias naturales comu-
nes, estas concentraciones son muy bajas y expresarlas en forma deci-
mal o exponencial resulta engorroso, y con frecuencia es fuente de 
errores. En 1909, el danés Sören Sörensen propuso una alternativa para 
expresar la concentración de H+. Sörensen sugirió que en lugar de usar
números en forma decimal o exponencial, se empleara una trasforma-
ción logarítmica de la concentración molar de protones a la que llamó 
pH y definió como:
   
 Hlog
H
1
logpH=
+
Como resultado de esta transformación, los números fraccionarios se convierten en números con 
enteros positivos, y como es inversa, mientras mayor es la concentración de H+, el valor del pH es 
menor. Hoy en día el pH es la forma más común de expresar la acidez y la alcalinidad.
La concentración de H+ se puede medir directamente y se puede expresar en moles/litro, pero en la 
mayoría de los laboratorios se deduce la cantidad de H+ por comparación de la muestra estudiada 
con soluciones reguladoras de concentración conocida y el resultado se expresa en unidades de 
pH.
Figura 4. Sören Peter 
Lauritz Sörensen
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La Escala de pH
La escala de pH se obtuvo a partir del estudio del comportamiento ácido-base del agua. El agua se 
comporta como un no-electrolito, a pesar de que tiene la capacidad para actuar como ácido o ba-
se; cuando está pura, sus moléculas se disocian muy poco.
H2O  H
+ + OH¯
A 25 ºC, la constante de equilibrio de la reacción de disociación (KD) del agua es:
  
 
16
2
D 108.1OH
OHH
K 


Considerando que el agua pura no tiene reacción ácida ni básica, la neutralidad debe estar deter-
minada por las cantidades de iones H+ y OH¯ presentes en ella. Para calcular estas cantidades pri-
mero se transforma la KD en el llamado Producto Iónico del Agua o KW:
KW = KD  [H2O] = [H+] [OH¯] =
= 1.8  10-16  [H2O]
La concentración molar del agua en un litro de ésta (1000 g) se puede calcular como:
  lmol
mol
g
l
g
2 556.55
18
1000
OH 
Se tiene entonces que:
KW = [H+] [OH¯] =1.8  10-16  55.556 =
= 1  10-14
En el agua pura, por cada ion hidrógeno, existe un ion hidroxilo, es decir:
[H+] = [OH¯]
por lo tanto podemos escribir:
KW = [H
+]2 = 1 10-14
y la concentración de H+ será:
  710114101H 
entonces, el pH del agua pura será:
pH = - log [H+] = - log (1  10-7) = 7
El pH neutro a 25 °C tiene un valor de 7.0. De forma semejante, podemos definir un valor de 
pOH, para los hidroxilos, que en la neutralidad también es igual a 7.
A partir del producto iónico de agua podemos desarrollar una relación útil entre la concentración 
de H+ y la de OH¯:
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KW = [H
+][OH¯] = 1 x 10-14 y    


OH
14101
H
Aplicando la transformación de Sörensen a estas ecuaciones se tiene que:
pKW = pH + pOH = 14 y pH = 14 – pOH
Esta relación se resume en la Tabla 1.
Tabla 1. La Escala de pH
Reacción pH [H+]107 [OH¯] 107 pOH Ejemplos
0 1 0.000 000 000 000 01 14 Ácido sulfúrico concentrado
1 0.1 0.000 000 000 000 1 13 Ácido. Clorhídrico 
2 0.01 0.000 000 000 001 12 Jugo de Limón, Jugo gástrico
3 0.001 0.000 000 000 01 11 Jugo de Naranja
4 0.000 1 0.000 000 000 1 10 Lluvia ácida
5 0.000 01 0.000 000 001 9 Café negro
Ácida
6 0.000 001 0.000 000 01 8 Orina, saliva
Neutra 7 0.000 000 1 0.000 000 1 7 Agua pura
8 0.000 000 01 0.000 001 6 Agua de mar
9 0.000 000 001 0.000 01 5 Polvo de hornear
10 0.000 000 000 1 0.000 1 4 Leche de magnesia
11 0.000 000 000 01 0-001 3 Limpiadores caseros
12 0.000 000 000 001 0.01 2 Agua de jabón
13 0.000 000 000 000 1 0.1 1 Limpiadores de hornos
Básica
14 0.000 000 000 000 01 1 0 Sosa cáustica
En esta tabla resaltan algunas propiedades importantes del pH.
 Varía en forma inversa a la concentración de protones, a mayor concentración, mayor acidez, 
pero menor valor de pH.
 Es logarítmica, o sea un cambio de una unidad de pH, representa un cambio de diez veces en la 
concentración de protones.
 El pH y el pOH son complementarios y en las soluciones acuosas deben sumar 14.
Cálculo de pH
Para calcular el pH, es necesario conocer la concentración de protones de la solución. En el caso 
de las soluciones de ácido fuerte, cada molécula de ácido cede todos los protones ácidos que po-
see, por lo tanto, la concentración molar de H+ es igual a la Molaridad del ácido multiplicada por 
su valencia, lo que es igual a la Normalidad del ácido. Entonces, para calcular el pH de una solu-
ción de ácido fuerte, simplemente se sustituye [H+] con la Normalidad del ácido en la fórmula de 
definición del pH:
pH = - log NÁCIDO
Para calcular el pH de soluciones de bases fuertes, primero se calcula el pOH a partir de la Norma-
lidad de la base, y después se convierte en pH, en la forma antes explicada.
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pH = 14 – (-log NBASE)
La situación es diferente con los ácidos débiles porque estos sólo se disocian parcialmente.
aH  a¯ + H+
Para calcular la concentración de protones usamos la constante de equilibrio (Ka) de esta reacción:
[H+][a¯]
Ka = [aH]
Transponiendo términos, se convierte la ecuación en:
Ka[aH] = [H
+][a¯]
En una solución diluida de ácido, podemos ignorar la contribución de los protones del agua por-
que son pocos, y considerar que las concentraciones de H+ y de base conjugada a¯, son iguales:
[H+] = [a¯]
También se puede considerar que la cantidad del ácido que se disocia es mínima, porque es débil, 
de forma que la concentración de ácido sin disociar es prácticamente igual a la Molaridad del áci-
do:
[aH]  MÁCIDO
Con estas suposiciones, la ecuación se convierte en:
[H+]2 = Ka  MÁCIDO
y la concentración de protones será:
  ÁCIDOa MKH 
y el pH se calcula como:
pH = ½pKa - ½log(MÁCIDO)
En esta ecuación:
pKa = - logKa
Esta constante varía en forma inversa con la fuerza del ácido, a mayor fuerza, el valor de pKa es 
menor.
En las soluciones de bases débiles, se calcula el pOH usando la Molaridad y la constante de diso-
ciación de la base o pKb, y después se convierte en pH.
pH = 14 –[½pKb - ½log(MBASE)]
Para un par ácido–base conjugado pKa y pKb se relacionan a través del producto iónico del agua:
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pKa + pKb = pKW = 14
Cuando se disuelve una sal en agua, la solución resultante es neutra, si el ácido y la base que la forman 
tienen fuerzas equivalentes; pero, cuando uno de los compuestos que reacciona es más fuerte que el 
otro, la sal resultante produce soluciones ácidas o básicas, según el reactivo que tenga más fuerza.
Por ejemplo, el acetato de sodio que es una sal, es un electrolito fuerte y cuando se disuelve en agua, se 
disocia completamente formando el anión acetato y el catión sodio:
CH3COONa CH3COO¯ + Na
+
Pero el acetato es la base conjugada fuerte del ácido acético débil por lo que reacciona con el agua 
aceptando protones y provocando un exceso de OH¯:
CH3COO¯ + H2O  CH3COOH + OH¯
Por lo tanto, las soluciones de acetato de sodio son alcalinas.
Para el acetato de sodio y todas las sales de ácidos débiles y bases fuertes, el pH de calcula como:
pH = ½(pKw + pKa) + ½log(MS)
donde, MS es la concentración molar de la sal, y el pKa corresponde al ácido débil del cuál se ori-
gino la sal.
Por otro lado, el cloruro de amonio también es un electrolito fuerte y en solución se disocia en 
amonio y cloruro:
NH4Cl  Cl¯ + NH4
+
El amonio es el ácido conjugado del amoniaco y puede reaccionar con el agua generando un exce-
so de H+:
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O
+
Los protonesresultantes hacen que las soluciones de cloruro de amonio sean ácidas.
Para las sales de bases débiles y ácidos fuertes, como el cloruro de amino, es pH se calcula como:
pH = ½(pKa) - ½log(MS)
En esta ecuación, MS es la molaridad de la sal y pKa pertenece al ácido conjugado de la base débil, en 
nuestro ejemplo el amonio.
Medición de pH
Existen dos métodos para medir el pH de una sustancia, el colorimétrico y el potenciométrico. 
En ambos se usan soluciones de pH conocido que se comparan con soluciones problema. La dife-
rencia radica en el método de comparación y la característica comparada.
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Método Colorimétrico. Es el más sencillo pero no el más exacto. Está basado en el uso de sus-
tancias llamadas indicadores. Los indicadores de pH son ácidos, bases o sales orgánicas, cuyas 
moléculas tienen un color cuando están disociadas y otro cuando están protonadas. Cuando el in-
dicador se comporta como una base débil se presenta el equilibrio siguiente:
Indicador + H+  IndicadorH+
Color A Color B
La constante de equilibrio es:
  


 



 

HIndicador
IndicadorH
K
que se transforma a:
 Indicador
IndicadorH
HK



 



 
El color de la solución dependerá de la relación entre las dos formas del indicador, que a su vez 
depende de K  [H+], pero K es constante, por lo tanto, el color dependerá principalmente de 
[H+], la concentración de H+ en la solución. Comparando el color del indicador en una solución de 
pH desconocido con el del mismo indicador en una serie de soluciones de pH conocido, es posible 
determinar el pH. La principal desventaja del método es que la apreciación personal del color pro-
voca diferencias en la medición. Actualmente es más frecuente el uso de mezclas de indicadores 
adsorbidas en tiras de papel que se sumergen en la solución de pH desconocido y se compara la 
coloración obtenida en el papel con el patrón que acompaña cada empaque.
Método Potenciométrico. El método potenciométrico se basa en la medición de la diferencia de 
potencial generado en las llamadas pilas ó celdas de concentración. Al introducir un trozo de metal 
en una solución del mismo, los iones metálicos de la solución tiende a depositarse en el sólido y los 
átomos del sólido tienden a pasar a la solución. Por el mismo diseño del sistema, la concentración 
del metal en el sólido y la solución son diferentes y por tal motivo, la cantidad de átomos que en-
tran y salen de la solución es diferente, esto genera una diferencia de potencial que es proporcional 
a la diferencia de concentración. Midiendo las diferencias de potencial en soluciones de concentra-
ción conocida, se calibra el aparato de medición para después determinar la concentración de la 
solución problema, midiendo su potencial. Para medir la concentración de protones, se usan elec-
trodos que contienen sustancias capaces de intercambiarlos con el medio, estableciendo la diferen-
cia de potencial.
Soluciones Reguladoras
Una solución reguladora, buffer o tampón, está formada por un ácido o base débil y su par con-
jugado correspondiente:
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
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Ácido  Base + H+
Esta combinación tiene la capacidad de minimizar el efecto de la adición o eliminación de H+ del 
medio. Cuando se agrega un ácido fuerte, la base conjugada reacciona con los H+, aumentando la 
cantidad del ácido conjugado, pero como este es un ácido débil, se disocia poco y el pH del medio 
no cambia en forma importante. Si se añade una base fuerte, esta es neutralizada por el ácido débil 
que se transforma en su base conjugada más débil que la original, amortiguando el cambio de pH.
El pH de un sistema regulador depende de la ley de acción de masas que determina el equilibrio 
del par ácido - base conjugados:
  
 Ácido
HBase
KA


Transponiendo términos y transformando la concentración de protones en pH, este equilibrio se 
puede representar como:
 
 Ácido
Base
logpKpH 
Esta expresión se conoce como la ecuación de Henderson y Hasselbalch y nos permite calcular 
el pH de la solución reguladora, conociendo su composición, o calcular la composición de una so-
lución reguladora de pH definido.
Figura 5. Izquierda, Lawrence Joseph Henderson. Derecha, Johannes Hasselbalch
Según esta ecuación, el pH de una solución reguladora depende del pKa y de la relación [Ba-
se]/[Ácido]. El pKa determina el rango de pH útil de la solución y la relación [Base]/[Ácido] define 
la distancia del pH al pKa.
La capacidad reguladora es la máxima cantidad de ácido o base que una solución buffer puede 
neutralizar, depende del pH de la solución y de la concentración. La capacidad reguladora máxima 
está en el rango de:
pH = pKa  1
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La concentración de la solución determina la cantidad máxima de ácido o base que puede neutrali-
zar; en los sistemas biológicos las soluciones reguladoras están diluidas porque existen otros mé-
todos para mantener la homeostasis del pH.
La solución reguladora más importante en cantidad en el organismo humano es la combinación de 
ácido carbónico y bicarbonato:
H2CO3  HCO3¯ + H
+
Para este sistema, la ecuación de Henderson - Hasselbalch es:
 
 32
3
COH
HCO
logpKpH


Para el ácido carbónico el pKa = 6.1. En la sangre humana, la relación normal entre la base y el 
ácido es igual a 20, y el logaritmo de 20 es 1.3, substituyendo en la ecuación:
pH = 6.1 + 1.3 = 7.4
A la temperatura del cuerpo humano (37 ºC = 310 K), la neutralidad, se alcanza a un pH = 6.8. La 
sangre es ligeramente alcalina con un rango normal de pH entre 7.35 y 7.45, que equivale a un 
rango de concentración de 45 a 35 nmol de H+ por kg de agua corporal. El rango de pH compati-
ble con la vida se considera que es de 6.8 a 7.7, equivalente a un rango de concentración de 160 a 
20 nmol de H+ por kg de agua corporal.
El pH intracelular no se puede medir con facilidad y como varía de un tejido a otro, no es posible 
dar un valor promedio preciso. Aunque se considera que en la mayor parte de los tejidos la acidez 
está alrededor de la neutralidad (6.8), su valor real depende de la actividad metabólica, el aporte 
de Oxígeno y nutrientes y de la eliminación de desechos metabólicos. Los H+ no atraviesan la 
membrana citoplásmica por lo tanto, el pH intracelular puede ser muy diferente del extracelular.
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APÉNDICE. Regulación del Equilibrio Ácido – Baseii
La regulación del equilibrio ácido - base se ve alterada en el transcurso de muchas enfermedades, 
la identificación y tratamiento de estas alteraciones constituye una contribución importante a la re-
cuperación del paciente. El balance ácido - base se refiere a la regulación de la concentración de 
iones Hidrógeno o Hidrogeniones (H+), cuya variación provoca las alteraciones. La regulación de 
la concentración de H+, se debe estudiar dentro del contexto de los balances de agua, sodio y po-
tasio, en lo que se refiere a su producción, transporte y eliminación.
Producción de H+. En condiciones normales, el organismo se ocupa más de eliminar los H+ que 
de conservarlos. Se producen H+ a partir de fuentes respiratorias y metabólicas en cantidades 
muy variables. Cada 24 horas se producen:
10-16 moles de H+, a partir del bióxido de carbono (respiratoria).
1-1.25 mol de H+, a partir de los alimentos, ácidos orgánicos, etc. (metabólica).
Por convención, estas fuentes se designan como respiratoria y metabólica respectivamente. Sin 
embargo, como ambas son resultado de la actividad metabólica, sería más correcto designarlas 
fuentes respiratoria y no respiratoria.
Homeostasis de H+. Tres procesos se encargan de la homeostasis del H+:
1. Excreción pulmonar
2. Excreción renal
3. Soluciones reguladoras 
Excreción pulmonar. El bióxido de carbono se produce por la actividad metabólica del organis-
mo. Este compuesto no es un ácido pero en presencia dela enzima anhidrasa carbónica se con-
vierte en ácido carbónico:
CO2 + H2O  H2CO3  H+ + HCO3
La Anhidrasa Carbónica se encuentra en los eritrocitos, los riñones y los pulmones. Aumenta la 
velocidad de una reacción que de otro modo sería muy lenta para las necesidades fisiológicas. El 
ácido carbónico se disocia poco al pH fisiológico, porque es un ácido débil. Se transporta hasta los 
pulmones donde la reacción anterior se desplaza a la izquierda y se excreta el bióxido de carbono. 
Como los H+ y el bióxido de carbono están en equilibrio, la cantidad de H+ perdidos equivale a la 
de CO2 excretado.
Para enfatizar la importancia de este proceso, se puede demostrar que si en un individuo se evita la 
excreción de CO2 durante 5 minutos, sin permitir que muera por hipoxia, el pH de la sangre dismi-
nuiría aproximadamente 0.2 unidades, que equivalen a un aumento de 1.6 nmol de H+ por kg de 
agua corporal. En contraste, si la excreción renal de H+ se detiene durante una hora, el efecto so-
bre el pH sería nulo.
Excreción renal. En el riñón existen tres sistemas que regulan la excreción de H+.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
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A. Glutaminasa. En las células del túbulo distal del riñón se encuentra la enzima Glutaminasa. Es-
ta enzima cataliza el rompimiento, por hidrólisis, del aminoácido glutamina (Gln), que se encuentra 
en el líquido extracelular, para producir otro aminoácido, el ácido glutámico (Glu) y amoniaco 
(NH3):
COOH
CH
CH2
CH2
CONH2
NH2
COOH
CH
CH2
CH2
COOH
NH2
H2O NH3+ +
Gln Glu
También se produce amoniaco por la oxidación de otros aminoácidos como Glicina, Alanina, áci-
do Aspártico y Leucina. Al pH fisiológico, el amoniaco se comporta como una base y acepta un 
H+ para formar amonio (NH4
+) que se excreta en la orina intercambiándolo por sodio. De esta ma-
nera se facilita la excreción de H+ sin disminución de pH, y también la conservación de sodio.
Figura 1. Excreción de Cloruro de Amonio por acción de Glutaminasa
B. Fosfatos. Este sistema regulador está 
formado por el fosfato monoácido 
(HPO4
2-) que acepta un H+ y se convierte 
en fosfato diácido (H2PO4
-) que se ex-
creta en la orina. El protón que sale de la 
sangre es intercambiado por un ión So-
dio.
C.Bicarbonato y ácido carbónico. 
Tanto el bicarbonato como el ácido car-
bónico se pueden excretar en la orina, 
según lo requiera el organismo (Figura 
3).
Figura 2. Excreción de H+ por excreción de Fosfatos.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/14
Estos mecanismos se activan o inhiben según la cantidad de ácido o base que se deba eliminar. Si 
el líquido extracelular se vuelve alcalino, se reduce la producción de amoniaco, se excretan fosfato 
monoácido y bicarbonato provocando la retención de H+. La excreción de base es igual a la reten-
ción de ácido; por ejemplo, la excreción de un ion bicarbonato se acompaña de la retención de un 
H+, y viceversa.
Figura 3. Recuperación de Bicarbonato
La excreción activa de H+ se detiene cuando la orina alcanza un pH de 4.5, la eliminación de más 
ácido requiere de mayor participación de los tres sistemas reguladores descritos.
Sistemas Reguladores. La presencia de estos sistemas permite que los H+ se transporten hasta su 
sitio de eliminación sin alterar demasiado el pH extracelular. Los sistemas amortiguadores más im-
portantes son el de bicarbonato/ácido carbónico, la hemoglobina y los fosfatos.
El sistema regulador de bicarbonato/ácido carbónico es el más importante desde el punto de vista 
cuantitativo. Como el ácido carbónico está parcialmente disociado al pH sanguíneo, debe ser regu-
lado por la hemoglobina y las proteínas plasmáticas. De esta manera, se reduce el cambio de pH 
que provocaría el transporte de ácido carbónico hasta los pulmones, donde se excreta como CO2.
La desoxihemoglobina es mejor regulador que la oxihemoglobina. La captación de Oxígeno en los 
tejidos aumenta la capacidad reguladora de la hemoglobina. Otras proteínas del plasma también 
pueden actuar como reguladores pero comparándolas en peso, tiene sólo una tercera parte de la 
capacidad reguladora de la hemoglobina y representan alrededor de la mitad de la cantidad de 
hemoglobina en la sangre, por lo que su contribución a la capacidad reguladora es menos de la 
sexta parte de la que aporta la hemoglobina.
El sistema regulador de fosfatos es de poca importancia en el líquido extracelular pero es el más 
importante en el líquido intracelular y como se describió antes, también es de importancia en la re-
gulación del pH de la orina, en riñón.
El pH de un sistema regulador depende de la ley de acción de masas que determina el equilibrio 
entre el ácido y la base conjugados; este equilibrio se puede representar como:
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/15
pH pK
Base
Ácido
  log
Esta expresión se conoce como la ecuación de Henderson y Hasselbalch. Para el sistema bicarbo-
nato/ácido carbónico, la expresión es:
pH pK
HCO
H CO
 

log
3
2 3
En la ecuación pK = - log (K), donde K es la constante de equilibrio de la reacción de disociación. 
Para el ácido carbónico el pK = 6.1. La relación normal entre la base y el ácido es igual a 20, y el 
logaritmo de 20 es 1.3, substituyendo en la ecuación:
pH = 6.1 + 1.3 = 7.4
La ecuación de Henderson y Hasselbalch, también se puede escribir como:
pH
HCO
PaCO kPa
 


6 1
0 23
3
2
. log
( ) .
Esta modificación es posible porque existe una relación constante entre la Presión parcial del bi-
óxido de carbono (PaCO2) y la concentración de ácido carbónico. PaCO2, se expresa en kilopasca-
les (kPa) y el factor de 0.23 es el coeficiente de solubilidad del CO2. Si PaCO2 se expresa en 
mmHg, el coeficiente de solubilidad vale 0.03, y si la presión se expresa en atmósferas el coeficien-
te es 0.3. Las diferentes formas de la ecuación son útiles, porque si se conocen dos de los términos 
se puede calcular el tercero. Se han propuesto muchos métodos gráficos para simplificar este cal-
culo, sin usar las matemáticas. Entre los más empleados están los nomogramas de Singer Hastings, 
el de Siggaard-Andersen y el de Nunn. Este último es le más sencillo de interpretar, como se ilus-
tra en la siguiente sección. Como comentario vale la pena hacer notar que el uso de la ecuación de 
Henderson y Hasselbalch ha sido criticado por múltiples motivos, entre otros que K no es en reali-
dad constante porque puede variar con la temperatura.
Síndromes Clínicos por Desequilibrio de H+
Acidemia. Es el estado que se produce por acumulación de H+ o pérdida de base, que provocan la 
reducción del pH sanguíneo por debajo de 7.35.
Acidosis. Cualquier cambio que puede producir acidemia en ausencia de mecanismos compensa-
dores. En la actualidad acidemia y acidosis se consideran sinónimos.
Alcalemia. El estado que se produce por la pérdida de H+ o acumulación de base, que provocan la 
elevación del pH sanguíneo por encima de 7.45.
Alcalosis. Cualquier cambio que puede producir alcalemia en ausencia de mecanismos compensa-
dores. Igual que para la acidosis, alcalemia y alcalosis hoy en día se toman como sinónimos.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/16
La Brecha Aniónica es la diferencia entre la suma de las concentraciones plasmáticas de sodio y 
potasio y la suma de las concentraciones de cloruro y bicarbonato. Como la concentración de po-
tasio varía muy poco, comparada con los otros iones, en general la brecha se calcula con respecto 
al sodio y tiene un valor normal de 12 + e mEq / l. Esta diferencia es sólo aparente ya que el plas-
ma es eléctricamente neutro, la diferencia es compensada por proteínas, fosfatos, sulfatos y ácidos 
orgánicos, todos ellos aniónicos.
En respuesta a cualquier desequilibrio de la regulación de H+, el organismo trata de producir un 
cambio en sentido contrario; por ejemplo, la respuesta a una acidosis metabólica, sería una alcalo-
sis respiratoria. El grado de compensación es indicativo de la duración del desequilibrio y la habili-dad homeostática del organismo. Se debe tener en cuenta que los desequilibrios respiratorios afec-
tan el balance con mayor rapidez que los metabólicos. Por lo general los clínicos tratan de corregir 
la causa del desequilibrio en lugar de neutralizarlo, pero en ocasiones puede ser necesario aplicar 
primero algunas medidas de “primeros auxilios” para neutralizar el desequilibrio, antes de tratar la 
causa.
A continuación, se describen los cuatro desbalances simples del equilibrio ácido - base, usando 
como referencia el diagrama del nomograma de Nunn que se presenta en la Figura 4. Además de 
estos, existen desbalances mixtos que no ocupan un lugar definido dentro de la clasificación bási-
ca.
Figura 4. Nomograma de Nunn.
Acidosis respiratoria. Esta anormalidad se debe a la retención del bióxido de carbono. Como re-
sultado de esto, el pH disminuye y se presenta una elevación inmediata en la concentración plas-
mática de bicarbonato, como lo indica la flecha 1 en la Figura 4. Si el disturbio es de corta dura-
ción, no ocurre ninguna compensación y el pH cae por debajo del rango normal. Si es de larga du-
ración se hará patente la compensación renal y el nivel de bicarbonato se elevará aún más (flecha 
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/17
2). Se produce una orina ácida. El grado de compensación es un índice de la duración del distur-
bio, la compensación total de la acidosis respiratoria, en la cual el pH ha vuelto al rango normal de 
valores, significa que el disturbio debe haber durado varias horas.
La acidosis respiratoria es sinónimo de fallas en la ventilación (hipoventilación). Puede ser causada 
por una enfermedad respiratoria crónica como bronquitis, enfisema, asma, fibrosis pulmonar, neu-
motorax, efusión pleural y neumoperitoneo; también puede ser producida por la depresión central 
del sistema respiratorio, debido al uso de fármacos de tipo anestésicos, opiáceos, sedantes, ansiolí-
ticos, o a coma, traumatismos craneales, tumores cerebrales o trombosis; puede ser consecuencia 
de interrupciones de la función neuromuscular, como en la poliomielitis, polineuritis, polimiocitis, 
miopatias, miastenia gravis y venenos como el curare; se presenta con frecuencia después de ciru-
gía del tórax, abdomen o diafragma; también puede deberse a toxinas de microorganismos.
El tratamiento de la acidosis respiratoria está dirigido a corregir la causa. Para ello se puede reque-
rir el uso de antibióticos, fisioterapia, broncoscopía y respiración asistida. Ocasionalmente se usan 
estimulantes o antídotos, pero el uso de estimulantes es muy restringido y existen pocos antídotos 
realmente eficaces. La acidosis respiratoria debida a opiáceos se puede revertir usando el antago-
nista opiáceo naloxona, pero en la mayoría de los pacientes con depresión respiratoria provocada 
por fármacos es recomendable ayudar al paciente usando un pulmón mecánico hasta que pase el 
efecto del fármaco. La depresión respiratoria central puede ser indicio de descompresión cerebral. 
Aunque el CO2 estimula la respiración, puede provocar depresión respiratoria y cuando se presen-
tan acidosis e hipoxaemia simultáneamente, la depresión respiratoria se vuelve autosustentable.
Acidosis metabólica. Esta condición se presenta como resultado de la acumulación de ácidos no 
volátiles o la pérdida de bases. El bicarbonato plasmático y el pH disminuyen, como se ilustra con 
la flecha 3 en la Figura 4. Si es posible la compensación espontánea, el paciente hiperventilará 
porque la acidosis produce estimulación del centro respiratorio. La hiperventilación aumenta la 
excreción de CO2 y el pH se eleva al tiempo que la concentración plasmática de bicarbonato dis-
minuye (flecha 4).
La acidosis metabólica puede ser causada por diabetes descompensada con la acumulación de áci-
dos láctico, acetoacético e hidroxibutírico. Otra causa común es la pérdida de bicarbonato del in-
testino como resultado de fístulas intestinal o pancreática o de diarrea severa. La falla renal, ya sea 
aguda o crónica, va acompañada generalmente de retención de H+. La acidosis metabólica frecuen-
temente sigue a la hipoxia e isquemia y puede presentarse en forma aguda después del paro car-
díaco. La acidosis láctica además de asociarse con diabetes, hipoxia e isquemia, puede ser resulta-
do de una septicemia, debido al metabolismo anaeróbico del glucógeno. La ingestión de substan-
cias ácidas también puede producir acidosis como en la intoxicación por salicilatos.
El tratamiento de la acidosis metabólica depende de la causa, pero puede requerir la aplicación de 
una corrección bioquímica, con administración intravenosa de solución de bicarbonato de sodio.
Alcalosis respiratoria. La alcalosis respiratoria es provocada por la pérdida del bióxido de carbo-
no por hiperventilación. Esto no es necesariamente sinónimo de taquipnea ni de respiración pro-
funda, y puede ser difícil de diagnosticar en primer contacto. Sí el paciente está produciendo una 
cantidad de CO2 mayor que la normal, necesita eliminar más bióxido de carbono por minuto para 
mantener la PaCO2 normal. La producción de CO2 puede ser incrementada por pirexia, toxicosis, 
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/18
procesos anabólicos y catabólicos. Muchas enfermedades respiratorias producen aumento del es-
pacio muerto fisiológico y se requiere de una respiración más profunda para mantener el nivel 
normal de PaCO2 y aunque el paciente presente respiración profunda, no necesariamente esta hi-
perventilando. El diagnóstico de hiperventilación solo se puede confirmar si se encuentra que la 
PaCO2 arterial está por debajo del nivel normal (hipocapnia). Como la PaCO2 disminuye, la con-
centración plasmática de bicarbonato también disminuye y el pH se eleva (flecha 5 en la Figura 4).
La compensación de la alcalosis respiratoria es una acidosis metabólica. El riñón excreta bicarbo-
nato y fosfato monoácido y retiene H+ (flecha 6).
La hiperventilación (hipocapnia) provoca vasoconstricción que reduce el flujo sanguíneo en el ce-
rebro, piel y musculos voluntarios, y puede ser causa de hipoxaemia en estos tejidos. Como conse-
cuencia, se acumula ácido láctico proveniente del metabolismo anaeróbico de los tejidos. También 
se puede producir ácido láctico si el paciente está respirando por si mismo, debido a la sobrecarga 
de trabajo de los musculos respiratorios; no es así cuando la respiración es asistida con ventilado-
res mecánicos. Estos procesos ayudan a corregir la alcalosis.
Las causas de la hiperventilación incluyen dolor, ansiedad, histeria, hipoxia y enfermedades respi-
ratorias como asma, bronconeumonía, neumotorax, edema pulmonar, trombosis y embolias pul-
monares. La hiperventilación puede ser el síntoma obvio de neumotorax. En la sala de operación o 
en la unidad de cuidado intensivo puede ser consecuencia deliberada o accidental de una sobreven-
tilación asistida. Se ha demostrado que la hiperventilación “inapropiada”, esto es, sin causa apa-
rente, puede ser uno de los primeros síntomas de la insuficiencia respiratoria post-traumática (sín-
drome de distres respiratorio del adulto).
El tratamiento de la alcalosis respiratoria, depende de la causa. La hiperventilación provocada por 
dolor o ansiedad se debe trata con un analgésico o ansiolítico apropiado, sin embargo, antes de 
usar algún fármaco que pueda deprimir la respiración, es importante establecer si el paciente no es-
tá también hipóxico. Todos los analgésicos, sedantes y ansiolíticos, producen depresión respirato-
ria y están contraindicados en la mayoría de los desórdenes respiratorios. Si la hiperventilación es 
síntoma de una acidosis metabólica como en la intoxicación con salicilatos, cetoacidosis diabética 
o falla renal, se debe administrar el tratamiento apropiado para corregir la causa. Sí es provocada 
por un desorden cerebral, será necesario deprimir el centro respiratorio mediante fármacos, para 
evitar que el paciente se agote o sufra efectos secundarios. Este tratamiento esmuy peligroso y 
sólo deben practicarlo especialistas que conozcan a fondo los riesgos que conlleva. Durante la res-
piración asistida por medios mecánicos, frecuentemente se busca una hiperventilación moderada 
porque de esa manera se eleva el umbral de dolor del paciente y se deprimen el centro respiratorio 
y los receptores intratoráxicos, con lo cual se disminuye la tendencia del paciente a respirar en co-
ntra del asistente mecánico.
Alcalosis metabólica. Es provocada por una pérdida excesiva de H+ o retención de bases. El pH y 
el bicarbonato plasmáticos se elevan. Este cambio se representa en la Figura 4 con la flecha 7. La 
compensación espontánea consistiría en provocar acidosis respiratoria (flecha 8) la cual rara ves 
alcanza un nivel apreciable. Aunque la acidosis estimula la respiración en forma efectiva, la alcalo-
sis no provoca depresión importante de la respiración.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/19
La causa más importante de la alcalosis metabólica es el vómito del jugo gástrico causado por es-
tenosis pilórica y otras enfermedades gastrointestinales. La aspiración nasogástrica mediante son-
das puede provocar alcalosis. También se puede producir después de la administración de bicarbo-
nato de sodio u otras substancias antiácidas, en forma intravenosa u oral.
La transfusión de volúmenes grandes de sangre puede provocar acidosis en forma transitoria por-
que la sangre almacenada tiene pH bajo y contiene citrato como anticoagulante. Sí la sangre se ca-
lienta durante la infusión se reduce el efecto y poco tiempo después de la transfusión se metaboliza 
el citrato hasta bicarbonato produciendo alcalosis metabólica. Si el paciente presenta depresión de 
la función hepática, se acumula el citrato y puede disminuir el pH.
El tratamiento de la alcalosis metabólica depende de la causa y la severidad del desorden. En mu-
chos casos lo más conveniente es esperar a que los riñones corrijan el estado mediante la excreción 
de bases (bicarbonato, fosfato monoácido) y la retención de H+. Cuando es necesario algún trata-
miento se puede usar una solución salina normal que al proveer cloruros, facilita la excreción de 
bicarbonato. Cuando el pH es mayor de 7.55 y no se puede esperar la compensación renal, se ad-
ministra H+, en forma de cloruro de amonio o clorhidrato de arginina, que se metabolizan liberan-
do ácido clorhídrico. En casos extremos y en muy raras ocasiones se puede transfundir el ácido 
clorhídrico diluido.
Las características de los desbalances simples se resumen en el cuadro siguiente:
pH H+ PaCO2 HCO3

Normal 7.4 40 nmol / l 40 mm Hg 24 meq / l
Acidosis respiratoria    
Alcalosis respiratoria    
Acidosis metabólica    
Alcalosis metabólica    
Las causas primarias están indicadas por las flechas dobles, y las respuestas de compensación por 
las puntas de flechas llenas.
Alcalosis hipokalemica. Desde hace muchos años, se sabe que existe una relación inversa entre 
los iones H+ y potasio. Esta relación se explica de dos maneras. Los pacientes que caen en hipoka-
lemia con frecuencia excretan orina ácida porque intercambian potasio por H+ en los túbulos rena-
les. La segunda explicación es menos aceptada. La mayor parte del potasio corporal se encuentra 
en el líquido intracelular, y cuando la concentración extracelular de potasio disminuye, el potasio 
intracelular difunde hacia el compartimento extracelular. Para mantener el equilibrio iónico, los H+
difunden hacia el interior de las células y el pH plasmático se eleva. Esta explicación no es comple-
tamente satisfactoria ya que las membranas celulares son impermeables a los H+, pero la permeabi-
lidad de las membranas no es igual para todas las células y probablemente, este mecanismo pueda 
presentarse en algunas situaciones.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/20
Desórdenes mixtos. Los desórdenes mixtos son los más comunes en clínica. En pacientes con en-
fermedades severas, es muy frecuente encontrar casos de acidosis respiratoria y metabólica mez-
cladas debido a la falla simultánea de la respiración y los riñones, pero es posible encontrar casi 
cualquier combinación de desordenes y su diagnóstico puede ser difícil a menos que se evalúe cui-
dadosamente la secuencia de eventos clínicos. Es imposible sobre enfatizar este punto; la interpre-
tación de los resultados de laboratorio se debe hacer después de identificar todos los síntomas y 
establecer correctamente el orden cronológico en que se presentaron.
Acidosis láctica. El nivel sérico normal del ácido láctico, medido como lactato es de 0.4 a 1.3 
mmol / litro. El valor puede aumentar durante el ejercicio, en particular cuando se cae en deuda de 
oxígeno, debido al metabolismo anaeróbico de los carbohidratos. Después del ejercicio, el lactato 
se metaboliza hasta CO2 y agua o se convierte en glucosa. La mayor parte del lactato corporal se 
produce en el hígado, riñones, piel y músculos voluntarios; y se metaboliza y excreta en hígado, ri-
ñones y pulmones.
En la deshidratación severa y en todo tipo de shock (cardiogénico, hemorrágico, septicémico o 
hipovolémico), la irrigación tisular es deficiente y la hipoxia produce un aumento en la glicolisis 
anaerobia y gran cantidad de lactato. El nivel sérico puede rebasar los 9 mmol/litro. Este aumento 
deprime la contractilidad del miocardio, disminuye la respuesta del sistema cardiovascular a las ca-
tecolaminas y puede conducir al coma. La acidosis estimula el centro respiratorio provocando hi-
perventilación, que puede constituir el único síntoma del desorden. El cuadro se puede completar 
con dolor abdominal, nausea y vómito.
Una definición aceptable de acidosis láctica podría ser: la condición en la cual se presentan signos 
clínicos de acidemia con niveles séricos de lactato mayores a 5 mmol/litro y un pH menor a 7.25. 
El término correcto sería acidemia láctica pero es más usual referirse a la acidosis láctica. El nivel 
sérico de lactato no se mide de rutina, pero se puede deducir la presencia de acidosis láctica a par-
tir de los signos clínicos con un pH bajo y una brecha aniónica mayor de 20 mmol/litro.
El tipo de acidosis láctica descrito se conoce desde hace muchos años y se asocia con todo tipo de 
shock o isquemia celular, hipotensión e hipoxaemia (tipo A). Recientemente se ha reconocido la 
existencia de una segunda forma más insidiosa (tipo B). Esta es causada por ciertos venenos y 
fármacos (Fenformina, Metformina, Sorbitol, Etanol, Fructosa, Metanol, Salicilatos), desórdenes 
como la diabetes, enfermedades hepáticas o renales, pancreatitis, reticulocitosis, infecciones; y 
ocasionalmente con condiciones malignas como la leucemia y algunas enfermedades genéticas ra-
ras (Glucogenosis tipo I, deficiencia de fructosa bisfosfato fosfatasa hepática, aciduria metilmaló-
nica y encefalomielopatía de Leigh).
La causa más frecuente de acidosis láctica de tipo B es la cetoacidosis diabética y el empleo del 
hipoglucemiante oral Fenformina. Es menos frecuente con Metformina. La acidosis láctica no es 
una característica de la diabetes controlada pero se presenta cuando se metabolizan lípidos por fal-
ta de carbohidratos.
La Fenformina y la Metformina probablemente provocan la acidosis láctica interfiriendo con la 
gluconeogénesis. El sorbitol, el etanol y la fructosa se emplean como fuentes de energía y el híga-
do los metaboliza hasta lactato. La depuración del lactato está disminuida en enfermedades hepáti-
cas y el uso de estas substancias está contraindicado en estos casos.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/21
La intoxicación aguda con etanol o la aguda sobre crónica, pueden causar acidosis láctica porque 
potencian la conversión de piruvato en lactato, catalizada por la deshidrogenasa láctica, a través de 
la acción de la deshidrogenasa alcohólica.
Existe correlación entre el nivel sanguíneo de lactato y el índice de mortalidad. Aunque los valores 
varían mucho y las causas de la acidosis pueden ser másimportantes que los niveles de lactato, 
cuando se rebasan los 15 mmol/litro, es difícil que los pacientes sobrevivan. En la acidosis láctica 
provocada por shock septicémico, el índice de mortalidad varia entre 75 y 100%. En la provocada 
por Fenformina la mortalidad es de aproximadamente 50%. La existencia de alternativas terapéuti-
cas hace inaceptable el uso de este fármaco, potencialmente letal.
Para el tratamiento de la acidosis láctica es indispensable tratar la causa. Las fallas cardiacas y res-
piratorias son potencialmente reversibles mediante el tratamiento adecuado. Si la falla es renal, la 
diálisis revertirá el estado pero sólo temporalmente.
Características Clínicas del Desbalance de H+
La evidencia clínica de un desbalance de H+ puede ser obvia, o su presencia se puede deducir a 
partir de la enfermedad subyacente. Por ejemplo, los pacientes con enfermedades renales, diabetes 
no controlada o bronquitis aguda o crónica, se espera que presenten acidosis o acidosis, sin em-
bargo los síntomas clínicos pueden no ser obvios. Ya se mencionaron los síntomas y signos princi-
pales de acidosis incluyendo la hiperventilación, pero la acidosis severa también puede producir fa-
llo cardiovascular y oliguria. Los pacientes con acidosis respiratoria, por definición, no pueden hi-
perventilar. Los signos de la retención de CO2 son piel caliente, roja o púrpura, pulso débil y en 
ocasiones hipertensión. Pacientes preterminales pueden desarrollar fallo de la circulación periféri-
ca.
Los signos de la alcalosis son menos claros. El más obvio es la tetania, con o sin convulsiones de 
tipo epiléptico. Con frecuencia la piel está fría y pálida. El paciente puede estar confuso o inquieto.
Las anormalidades en la concentración de H+ producen la mayoría de sus efectos en la membrana y 
procesos intracelulares; el que se puede demostrar con más facilidad es su efecto sobre la curva de 
saturación de la oxihemoglobina. La acidosis desplaza la curva hacia la derecha permitiendo que la 
hemoglobina libere el oxígeno con más facilidad, la alcalosis tiene el efecto contrario. Esto se pue-
de demostrar en los pacientes usando un aparato que mide la P50, la presión parcial de oxígeno a la 
cual la hemoglobina esta saturada al 50%.
Además de las variables plasmáticas que ya se discutieron en relación del equilibrio ácido - base 
(pH arterial, exceso de base, lactato, etc.), es útil determinar el pH de otras secreciones, en espe-
cial cuando hay perdidas anormales. El ejemplo clásico en este caso es el del líquido gástrico si el 
paciente sufre de vómito o aspiración nasogástrica continua. Un número sorprendentemente alto 
de pacientes presentan aclorhidria y la pérdida de secreciones en este caso no tendría el mismo 
efecto.
Siempre que se presenten pérdidas, sean estomacales, pancreáticas o biliares, fístulas, ileostomía 
del intestino grueso, se debe medir su pH y volumen. No hay ni que decir que el análisis de orina 
de los pacientes enfermos debe siempre incluir la determinación del pH.
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/22
Corrección de los desequilibrios metabólicos.
La medición del exceso de base permite corregir el componente metabólico del equilibrio de H+. El 
volumen del líquido extracelular es aproximadamente la tercera parte del peso en kilogramos del 
paciente. Las soluciones de bicarbonato de sodio se presentan en dos concentraciones; 8.4% que 
contiene 1 mmol de bicarbonato por ml de solución, y 2.54% que contiene aproximadamente 0.3 
mmol de bicarbonato por ml. La corrección se calcula de la siguiente manera:
Déficit de base (mmol/litro) x 0.3(kilogramos de peso corporal) = ml de bicarbonato de sodio
por ejemplo, un paciente que pesa 60 kg tiene un volumen extracelular aproximado de 20 litros, si 
su déficit de base es de 10 mmol/litro necesita 10 x 20 = 200 ml de solución de bicarbonato de so-
dio 8.4% o 600 ml de solución 2.54%.
En la acidosis láctica severa hay evidencia de que la rapidez en la corrección del desbalance de H+
es vital, en algunos casos se han administrado hasta 2500 mmol de bicarbonato en 24 horas. En 
casos menos severos probablemente es más seguro administrar no más de 500 mmol en 24 horas, 
aunque si se toman las precauciones adecuadas, se pueden administrar hasta 200 mmol de bicar-
bonato en sólo 2 horas.
En cualquier desbalance severo del equilibrio ácido - base, el monitoreo del paciente debe ser in-
tenso. Se debe hacer en forma individual en la unidad de cuidado intensivo con atención estricta 
del balance hídrico y determinaciones frecuentes de los gases y pH sanguíneos. Estos análisis se 
deben repetir cada hora hasta que el estado bioquímico y clínico del paciente sea satisfactorio.
Si el paciente presenta exceso de base este se corrige con clorhidrato de arginina siguiendo la 
ecuación:
Exceso de base (mmol/litro) x (0.3 kilogramos de peso corporal) = ml de clorhidrato de Arginina
la solución de clorhidrato de arginina contiene 20 g/100 ml. Cuando la función renal es adecuada, 
con exceso de base menores de +5 y déficits mayores de -5 no requieren de corrección.
La acidosis láctica se corrige administrando bicarbonato de sodio que se requiere porque en esta 
condición no se metaboliza el ácido láctico producido. La mayoría de los expertos consideran que 
la corrección de la acidosis es el paso más importante en el tratamiento, sin embargo hay que re-
cordar que por cada mmol de bicarbonato, el paciente recibe también un mmol de sodio y esto 
puede producir hipervolemia y edema respiratorio.
La corrección de la acidosis involucra medidas generales de resucitameinto que incluyen el uso de 
expansores del volumen de sangre.
Es imposible establecer en forma inequívoca la velocidad óptima de administración del bicarbonato 
de sodio para corregir una acidosis metabólica. Existen al menos dos razones para ello. Ya men-
cionamos la sobrecarga de sodio y agua. Además, los desbalances del equilibrio de H+ involucran 
tanto el compartimiento extracelular como el intracelular. Puede ser relativamente fácil corregir el 
problema en el líquido extracelular sin conocer el estado del intracelular. Una corrección demasia-
do rápida puede causar un desequilibrio agudo de consecuencias imprevisibles. El bicarbonato no 
atraviesa rápidamente la barrera hematoencefálica y un paciente cuyo déficit de base se ha corregi-
Ácidos, Bases, pH y Soluciones Reguladoras
mlvm/maov/23
do, puede seguir hiperventilando durante 24 a 36 horas, hasta que el pH del líquido cefalorraquí-
deo vuelva a la normalidad. En la mayoría de los casos el exceso o déficit de base solo requieren 
de una corrección parcial. Por ejemplo, si el déficit de base es de -10 mmol, se administra la mitad 
del bicarbonato calculado y después se repite la estimación.
 
NOTAS
iAunque los iones hidrógeno en solución no existen libres sino hidratados, como iones hidrónio 
(H3O
+, o mayor), para los fines de nuestro curso se pueden tratar como si fueran H+, sin incurrir 
en error. Los iones hidrógeno también se denominan “hidrogeniones” o “protones”.
ii Traducido y modificado de: Tweedle, D.E.F,. Metabolic Care. Chap. 4. pp. 66-80. (1982) Chur-
chill Livingstone. Edinburgh London.